Estequiometria: Massa Atômica e Massa Molecular

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA 
CURSO: ENGENHARIA DE PESCA 2012.2 
DISCIPLINA: CE 801 PROF. M A T O S 
 
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E S T E Q U I O M E T R I A 
MASSA ATÔMICA 
MASSA ATÔMICA é a massa de um átomo em unidades de massa atômica – u. 
 
 
 
 
MASSAS RELATIVAS DOS ÁTOMOS: MASSA ATÔMICA 
MASSA ATÔMICA – massa média ponderada dos 
átomos de um elemento químico. 
 
EXERCICIO 
O bromo (usado para fazer o brometo de prata, um importante componente dos filmes 
fotográficos) tem dois isótopos naturais, um com massa de 78,918336 uma e uma abundancia 
de 50,69%. O outro isótopo, de massa 80,916289 uma, tem uma abundancia de 49,31%. 
Calcule a massa atômica do bromo. 
RESOLUÇÃO 
 
 
 
 
 
MASSAS DOS ÁTOMOS: NÚMERO DE AVOGRADO; 
No sistema SI, o mol é a quantidade de substancia que contém tantas entidades elementares 
(átomos, moléculas, ou outras partículas) quantas existem em, exatamente, 12 g (ou 0,012 kg) 
do isótopo do 12C. 
O NÚMERO DE AVOGADRO (NA), determinado experimentalmente, 
corresponde ao número de átomos existente em 12 g de 12C. 
 
O valor, atualmente aceito, para o número de Avogadro é: 
6, 0221367 x 1023 
 
Portanto, 1mol de átomos de hidrogênio contém 6,022 x 1023 átomos de hidrogênio. 
 
 
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Temos que 1 mol de átomos de 12C possui massa igual a exatamente 12 g e contém 6,022x1023 
átomos. Essa massa do 12C chama-se MASSA MOLAR. 
Massa Molar é a massa de um mol de substancia. 
 
Observe: 
 A massa atômica do sódio (Na) é 22,99 u 
 A massa molar do sódio é 22,99 g. 
Usando a massa atômica e a massa molar, podemos calcular a massa em gramas de um único 
átomo do elemento, através do seguinte fator de conversão: 
 
 
 
Conhecendo o numero de Avogadro e a massa molar podemos realizar conversões entre 
massa e o numero de mol de átomos e também entre numero de átomos e massa, e ainda 
calcular a massa de um único átomo, através dos seguintes fatores de conversão: 
 
 
 
 
 
 
Em que X representa o símbolo de um elemento. 
EXERCICIO 1: 
O zinco é um metal prateado utilizado na fabricação de latão (liga com cobre) e na proteção do 
ferro contra a corrosão. Quanto mol de Zn existe em 23,3 g de zinco? 
SOLUÇÃO: 
Na tabela periódica, temos que o da massa molar do Zn é 65,39 g. O fator de conversão 
apropriado para converter gramas em mol é: 
 
 
 
Calculamos o numero de mol de zinco, assim: 
 
 
 
 
Em 23,3 g de Zn existem 0,356 mol de Zn. 
 
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EXERCICIO 2: 
A prata é um metal precioso usado principalmente em jóias. Qual é a massa (em gramas) de 
um átomo de prata? 
SOLUÇÃO: 
Sabendo que 1 mol de Ag contém 6,022 x 1023 átomos de Ag e pesa 107,9 g, fazemos o 
seguinte calculo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MASSA MOLECULAR. 
Conhecendo as massas atômicas dos átomos constituintes de uma molécula podemos calcular 
a massa dessa molécula. 
A MASSA MOLECULAR é a soma das massas atômicas (em u) 
dos átomos constituintes da molécula. 
 
EXEMPLO: 
A massa molecular da água é: 
2 x (massa atômica do H) + massa atômica do O 
2 x (1,008 u) + 16,00 u = 18,02 u 
Multiplicamos a massa atômica de cada elemento pelo numero de átomos desse elemento 
presente na molécula e, depois, somar as contribuições de todos os elementos. 
EXERCICIO 1: 
Calcule a massa molecular (em u) do composto dióxido de enxofre, SO2. 
SOLUÇÃO; 
Na molécula de SO2 existem dois átomos de O e um átomo de S: 
Massa molecular de SO2 = 32,07 u + 2 x (16,00 u) = 64,07 u. 
 
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EXERCICIO 2: 
O metano, CH4, é o principal componente do gás natural. Quantos mol de CH4 existem em 6,07 
g de CH4? 
SOLUÇÃO: 
Inicialmente, calculamos a massa molar do CH4: 
Massa molar do CH4 = 12,01 g + 4 x (1,008 g) = 16,04 g. 
A seguir, calculamos o numero de mol: 
 
 
 
 
EXERCICIO 3: 
Quantos átomos de hidrogênio estão presentes em 25,6 g de uréia [(NH2)2CO], uma substancia 
utilizada como fertilizante, em rações animais e na manufatura de polímeros? A massa molar 
da uréia é 60,06 g. 
Gramas de uréia  mol de uréia  moléculas de uréia  Átomos de H. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
COMPOSIÇÃO PERCENTUAL DOS COMPOSTOS 
Conhecendo a formula de um composto sabemos qual é o numero de átomos de cada um de 
seus elementos constituintes. Através da formula, podemos calcular qual é a contribuição 
percentual de cada elemento para a massa total do composto. Comparando a composição 
percentual calculada com a composição percentual obtida experimentalmente, é possível 
determinar a pureza da amostra. 
A composição percentual é a porcentagem em massa de cada elemento em um composto. 
 
 
 
 
Onde n é o numero de mol do elemento presente em 1 mol do composto. 
 
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EXEMPLO: 
A calcopirita (CuFeS2) é o principal mineral de cobre. Calcule a composição percentual em 
massa dos elementos Cu, Fe e s nesse composto. 
SOLUÇÃO: 
A massa molar da calcopirita, CuFeS2 = 63,5 g + 55,9 g + (2 x 32,07) = 183,54 g. 
Calculo da porcentagem em massa de cada elemento: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCICIO: 
O acido fosfórico, H3PO4, é um liquido viscoso, incolor, utilizado em detergentes,fertilizantes, 
pasta de dentes e para sabor picante em bebidas carbonatadas. Calcule a composição 
percentual em massa dos elementos H, P e O. 
SOLUÇÃO: 
A massa molar do acido Fosfórico, H3PO4 = (3 x 1,008) g + 30,97 g + (4 x 16,00) = 97,99 g. 
Calculo da porcentagem em massa de cada elemento: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Quando conhecemos a composição percentual em massa de um composto, podemos 
determinar sua formula empírica. Nesse caso, como a soma de todas as porcentagens é igual a 
100%, assumimos que partimos de 100 g do composto. 
Porcentagem
em Massa
Mol de cada 
Elemento
Razão Molar
dos Elementos
Fórmula
Empírica
 
 
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EXEMPLO: 
O acido ascórbico, vitamina C, usado no tratamento do escorbuto, é constituída por 40,92% de 
carbono, 4,58% de hidrogênio e 54,50% de oxigênio, em massa. Determine a sua formula 
empírica. 
SOLUÇÃO 
Para cada 100 g de acido ascórbico, as porcentagens de cada elemento podem ser diretamente 
convertidas em gramas. Assim na amostra desse problema, temos 40,94 g de C, 4,58 g de H e 
54,50 g de O. Convertemos essas gramas em mol, para cada elemento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Obtivemos a seguinte formula: C3,407H4,54O3,406 que indica as proporções em mol dos átomos 
presentes no composto. As formulas químicas são escritas com números inteiros. Para tanto, 
fazemos a divisão dos resultados obtidos pelo menor deles. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para convertemos 1,33 para numero inteiro usamos o seguinte artifício matemático: 
1,33 x 3 = 3,99  4 (valor inteiro) 
Portanto, a formula empírica do acido ascórbico é: C3H4O3. 
 
EXERCICIO 
A calcopirita (CuFeS2) é o principal mineral de cobre. Calcule quantos quilogramas de cobre 
existem em 3,71 x 103 kg de calcopirita. 
 
 
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SOLUÇÃO: 
A massa de Cu está relacionada com a sua porcentagem em massa no composto. Como no 
problema anterior já determinamos que na calcopirita a %Cu = 34, 59%. 
Temos, 
 
 
 
 
 
 
DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES 
Para determinar a formula real de um composto, temos que conhecer: 
 A sua formula empírica 
 Um valor aproximado da massa molar. 
A massa molar de um composto deve ser um múltiplo inteiro da massa molar de sua fórmula 
empírica. 
Fórmula Molecular = n x Fórmula Empírica 
 
EXEMPLO: 
Uma amostra de um composto é constituída por 1,52 g de nitrogênio e 3,47 g de oxigênio. A 
massa molar do composto esta entre 90 g e 95 g. determine a formula molecular e o valor 
correto da massa molar do composto. 
SOLUÇÃO: 
Inicialmente, convertemos as gramas das massas dadas em mol. 
 
 
 
 
 
 
 
 
A sua formula empírica é N0,108O0,217. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Portanto, chegamos à fórmula empírica: NO2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Assim, temos: 
 
 
REAÇÕES QUÍMICAS E EQUAÇÕES QUÍMICAS 
A química como ciência possui a sua linguagem própria: símbolos, fórmulas, equações, etc. 
EQUAÇÔES QUÍMICAS 
Uma reação química é uma sentença de uma transformação que modifica a natureza da 
matéria, na qual as formulas dos reagentes estão escritas à esquerda de uma flecha dirigida 
para a direita, seguida pelas formulas dos produtos escrito à direita da flecha. 
 
a A(s) + b B(g) c C(l) + d D(g)
Reagentes Produtos
Transformação
 
Em uma equação química balanceada, os coeficientes devem especificar o numero de 
moléculas (ou formulas unitárias), mol envolvidas e, serve como base de todos os cálculos de 
quantidades de substancias envolvidas em uma reação química. Os estados físicos dos 
reagentes e dos produtos podem também ser indicados. O símbolo (s) indica solido, (g) gás, e 
(l), liquido. Uma substancia dissolvida na água, uma solução aquosa, será indicada por (aq). 
EXEMPLO 
Vamos considerar que fósforo branco solido é exposto a um fluxo de gás cloro, em excesso, 
obtendo-se o composto liquido pentacloreto de fósforo. Essa reação química é descrita usando 
a equação química balanceada: 
P4(s) + 10 Cl2(g) 4 PCl5(l)
Reagentes Produto 
Antoine Lavoisier introduziu a Lei da Conservação da Matéria quando demonstrou: 
 
 
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Matéria não pode ser criada e nem destruída durante uma reação química. 
 
Aplicando essa lei a reação química acima entre fósforo e cloro, observamos que uma 
molécula de fósforo (contendo 4 átomos de fósforo) e 10 moléculas de cloro (contendo 20 
átomos de cloro) são necessários para produzir 4 moléculas de PCl5. 
P4(s) + 10 Cl2(g) 4 PCl5(l)
10 x 2 =
20 Átomos de Cl
4 x 5 =
20 Átomos de Cl
1 x 4 =
4 Átomos de P
4 x 1 =
4 Átomos de P
 
Como cada molécula de PCl5 contém um átomo de fósforo e cinco átomos de cloro, 4 
moléculas de PCl5 contém necessariamente 4 átomos de fósforo e 20 átomos de cloro no 
produto. 
Os números (coeficientes) que precedem cada uma das formulas em uma 
equação química balanceada são necessários em função da Lei da 
Conservação da matéria. 
 
As equações químicas balanceadas são de importância fundamental na descrição do resultado 
de reações químicas e na compreensão quantitativa da química. 
EXERCITANDO 
Considere a reação do cromo com cloro conforme a equação: 
2 Cr(s) + 3 Cl2(g)

2 CrCl3(s) 
a) Nomeie os reagentes e os produtos nessa reação e indique seus estados físicos. 
b) Quais são os coeficientes estequiométricos nessa equação? 
c) Verifique se a equação dessa reação satisfaz a Lei de Lavoisier. 
d) Se você usasse 4 mil átomos de cromo, quantas moléculas de cloro seriam necessárias 
para consumir completamente o cromo? 
 
 
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SOLUÇÃO 
a) Reagentes: Cromo Metálico Sólido 
Cloro gasoso 
Produto: Tricloreto de Cromo(III) Sólido 
 
b) Coeficiente dos Reagentes: Cromo Metálico Sólido - 2 
Cloro gasoso - 3 
Coeficiente do Produto: Tricloreto de Cromo(III) Sólido – 2 
 
c) A equação balanceada satisfaz a Lei de Lavoisier: 
 
 
2 Cr(s) + 3 Cl2(g)

2 CrCl3(s)
3 x 2 = 
6 Átomos de Cl
2 x 3 = 
6 Átomos de Cl
2 x 1 = 
2 Átomos de Cr
2 x 1 = 
2 Átomos de Cr
 
 
d) A equação balanceada nos afirma nos reagentes que para cada 2 átomos de cromo 
serem consumidos são necessários 3 moléculas de cloro, para 4.000 átomos de cromo 
serão necessários: 
 
 
 
 
 
 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS 
Uma equação química deve ser balanceada antes de qualquer informação quantitativa útil 
possa ser obtida sobre a reação. Balancear uma equação química garante a aplicação da Lei de 
Lavoisier, ou seja, o mesmo numero de átomos de cada elemento está presente em ambos os 
lados da equação. As equações químicas simples podem ser balanceadas por tentativa e erro. 
 
 
 
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EXEMPLO 1 
Balanceie a reação do alumínio com oxigênio para formar o oxido de alumínio(III). 
Al(s) + O2(g) → Al2O3(s) 
Balanceando o oxigênio: 
Nos reagentes, oxigênio tem subindice 2 enquanto que nos produtos esse subindice é 3. 
Assim, multiplicando o coeficiente do oxigênio no reagente (1) pelo subindice do produto 3 e 
no produto multiplicando o coeficiente do produto (1) que contem oxigênio pelo subindice 2 
do reagente temos: 
Al(s) + 3 O2(g) → 2 Al2O3(s) 
Agora temos nos reagentes 3 x 2 = 6 átomos de oxigênio, enquanto que nos produtos temos 2 
x 3 = 6 átomos de oxigênio, estando a equação balanceada em oxigênio. 
A seguir, fazemos o balanceamento de alumínio: 
Observamos que no produto existem 2 x 2 = 4 átomos de alumínio. Pela lei da conservação da 
matéria – Lavoisier – devemos ter também 4 átomos de alumínio nos reagentes, ficando assim 
a equação balanceada: 
4 Al(s) + 3 O2(g) → 2 Al2O3(s) 
EXEMPLO 2 
O zinco quando exposto ao oxigênio forma o oxido de zinco. 
Zn(s) + O2(g) → ZnO(s) 
Balanceamento de oxigênio: 
Nos reagentes o oxigênio apresenta subindice 2. Multiplicando o coeficiente (1) do produto 
pelo subindice 2, temos, 2 x 1 = 2 átomos de oxigênio no produto. 
Zn(s) + O2(g) → 2 ZnO(s) 
Balanceamento do zinco: 
No produto temos 2 átomos de zinco enquanto que nos reagentes temos apenas um. Logo, 
multiplicando o coeficiente (1) do zinco nos reagentes por 2 temos, 1 x 2 = 2, logo a equação 
balanceada fica: 
2 Zn(s) + O2(g) → 2 ZnO(s) 
A equação acima está balanceada. 
 
 
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EXERCITANDO: 
Balanceie a seguinte equação: 
Cr(s) + O2(g) → Cr2O3(s) 
Balanceando o oxigênio: 
Nos reagentes, oxigênio tem subindice 2 enquanto que nos produtos esse subindice é 3. 
Assim, multiplicando o coeficiente do oxigênio no reagente (1) pelo subindice do produto 3 e 
no produto multiplicando o coeficiente do produto (1) que contem oxigênio pelo subindice 2 
do reagente temos: 
Cr(s) + 3 O2(g) → 2 Cr2O3(s) 
Agora temos nos reagentes 3 x 2 = 6 átomos de oxigênio, enquanto que nos produtos temos 2 
x 3 = 6 átomos de oxigênio, estando a equação balanceada em oxigênio. 
A seguir, fazemos o balanceamento de cromo: 
Observamos que no produto existem 2 x 2 = 4 átomos de cromo. Pela lei da conservação da 
matéria – Lavoisier – devemos ter também 4 átomos de cromo nos reagentes, ficando assim a 
equação balanceada: 
4 Cr(s) + 3 O2(g) → 2 Cr2O3(s) 
A reação de combustão é sempre acompanhada pela liberação de calor e quando o 
combustível é um hidrocarboneto (compostos que contêm somente carbono e hidrogênio), os 
produtos da combustão completa são sempre dióxido de carbono, CO2, e água, H2O. 
Vamos considerar a queima completa do gás butano, C4H10. 
Etapa1 
Escreva as formulas correta para os reagentes e os produtos. 
C4H10(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) [Não Balanceada] 
Aqui o butano e o oxigênio são os reagentes, o dióxido de carbono e a água, os produtos. 
Etapa 2 
Balanceie os átomos de carbono. 
Em reações de combustão deixamos o balanceamento do oxigênio para após o balanceamento 
do carbono devido o oxigênio aparecer em mais de um produto. Na presente reação, os quatro 
átomos de carbono estão nos reagentes; logo, eles devem estar presentes nos produtos. 
 
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C4H10(g) + O2(g) 4 CO2(g) + H2O(l) [Não Balanceada] 
Etapa 3 
Balanceie os átomos de hidrogênio 
Existem dez átomos de hidrogênio nos reagentes. Nos produtos cada molécula de água possui 
dois átomos de hidrogênio; logo, cinco moléculas de água contem 10 átomos de hidrogênio. 
C4H10(g) + O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(l) [Não Balanceada] 
Etapa 4 
Balanceie o numero de átomos de oxigênio. 
Existem treze átomos de oxigênio nos produtos da reação (4 x 2 = 8 no CO2 mais 5 x 1 = 5 na 
água). Portanto, 13/2 moléculas de oxigênio serão necessárias: 
4 CO2(g) + 5 H2O(l) [Balanceada]C4H10(g) + O2(g)
13
2 
Etapa 5 
Verifique que pela lei das proporções múltiplas o coeficiente de cada elemento deve ser um 
numero inteiro. 
8 CO2(g) + 10 H2O(l) [Balanceada]2C4H10(g) + 13 O2(g) 
A equação balanceada mostra: oito átomos de carbono, vinte átomos de hidrogênio e vinte e 
seis átomos de oxigênio tanto nos reagentes quanto nos produtos. 
EXERCITANDO 
Carros brasileiros utilizam etanol, C2H5OH, como combustível. Escreva a equação balanceada 
da combustão completa do etanol em câmeras de combustão de automóveis, produzindo 
dióxido de carbono e água. 
RESOLUÇÃO 
Etapa1 
Escreva as formulas correta para os reagentes e os produtos. 
C2H5OH(l) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) [Não Balanceada] 
 
 
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Etapa 2 
Balanceie os átomos de carbono. 
Dois átomos de carbono estão presentes nos reagentes; logo, eles devem estar presentes nos 
produtos. 
C2H5OH(l) + O2(g) 2 CO2(g) + H2O(l) [Não Balanceada]Etapa 3 
Balanceie os átomos de hidrogênio 
Existem seis átomos de hidrogênio nos reagentes. Nos produtos cada molécula de água possui 
dois átomos de hidrogênio; logo, três moléculas de água contem seis átomos de hidrogênio. 
C2H5OH(l) + O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(l) [Não Balanceada] 
Etapa 4 
Balanceie o numero de átomos de oxigênio. 
Existem sete átomos de oxigênio nos produtos da reação (2 x 2 = 4 no CO2 mais 3 x 1 = 3 na 
água). Portanto, 3 moléculas de oxigênio serão necessárias: 
C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(l) [Balanceada] 
 
APLICANDO OS CONHECIMENTOS 
Escreva a equação balanceada para a combustão completa do aditivo de gasolina 
tetraetilchumbo(IV) liquido, Pb(C2H5)4. Os produtos da combustão são PbO(s), H2O(l) e CO2(g). 
Resposta: 2 Pb(C2H5)4 + 27 O2(g) → 2 PbO(s) + 16 CO2(g) + 20 H2O(l) 
 
QUANTIDADES DE REAGENTES E PRODUTOS 
Em uma reação química o relacionamento quantitativo entre reagentes e produtos é expresso 
através de uma equação química balanceada. 
Considere a reação: 
P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5(l) 
Suponha que para essa reação ocorrer se utilize: 
 
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 P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5(l) 
Quantia Inicial 
(Mol) 
1,00 mol 
(124 g) 
 
10,0 mol 
(709 g) 
 
0,00 mol 
(0,00 g) 
Variação na 
quantia (Mol) 
- 1,00 mol - 10,0 mol + 4,00 mol 
Após a Reação 
Completa (Mol) 
0,00 mol 
(0,00 g) 
 
0,00 mol 
(0,00 g) 
 
4,00 mol 
[124 g + 709 g = 833 g] 
 
LEMBRE-SE: 
A equação balanceada mostra a quantidade de reagentes e 
produtos envolvidos através das relações do número de mol e 
não através das relações em gramas. 
 
VAMOS PRATICAR! 
SITUAÇÃO 1: 
Que massa de cloro é necessária para reagir completamente com 1,45 g de fósforo. 
SITUAÇÃO 2: 
Que massa de pentacloreto de fósforo é produzida? 
RESOLUÇÃO DA SITUAÇÃO 1: 
Etapa 1. 
Escreva a equação balanceada (utilizando formulas corretas para reagentes e produtos). Esta é 
sempre a primeira etapa. 
P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5(l) 
Etapa 2: 
Faça o calculo da quantidade de mol a partir das massas. A partir da massa de P4 fornecida, 
1,45 g, e de uma relação estequiométrico, calculamos o numero de mol de fósforo: 
 
 
 
 
 
 
 
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Etapa 3: 
Utilize um fator estequiométrico. A quantidade disponível do reagente P4, em mol, está 
relacionada à quantidade do outro reagente Cl2 através da equação balanceada: 
 
 
 
 
 
Esse cálculo mostra que é necessário 0,117 mol de cloro para reagir com todo o P4 disponível. 
Etapa 4: 
Calcule a massa a partir do numero de mol. Converter o numero de mol de Cl2 (calculado na 
etapa 3) na massa de cloro necessária. 
 
 
 
 
RESOLUÇÃO 2: 
Etapa 1. 
Escreva a equação balanceada. 
P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5(l) 
Etapa 2: 
Faça o calculo da quantidade de mol a partir das massas. 
 
 
 
 
 
Etapa 3: 
Utilize um fator estequiométrico. A partir da equação balanceada temos o fator 
estequiométrico. 
 
 
 
 
 
Etapa 4: 
Calcular a massa a partir do numero de mol. Converta os 0,0468 mol de PCl5 produzidos para 
massa em gramas. 
 
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Nunca é possível calcular a massa do produto em uma única etapa. A figura abaixo mostra 
rotas para efetuar cálculos estequiométricos para a reação de um reagente A para formar o 
produto B conforme a equação x A → y B. 
 
x fator
estequiométrico
Relação direta 
Impossivel
Massa do Reagente A
(g)
Massa do Reagente A
(Mol)
1 mol de A
g de A
x
Massa do Produto B
(g)
Massa do Produto B
(Mol)
 g de B
mol de B
x
y mol de produto B
x mol de reagente A
x
 
A massa do reagente A é convertida em numero de mol de A. a seguir, usando o fator 
estequiométrico, determine o número de mol de produto B. finalmente, a massa em grama do 
produto B é obtida multiplicando o numero de mol de B por sua massa molar. 
EXERCÍCIO 
Qual massa de oxigênio, O2, é necessária para promover a combustão completa de 1 L de 
etanol, C2H5OH, cuja densidade a 25ºC é 0,789 g.cm
-1? Quais são as massas de CO2 e de H2O? 
RESOLUÇÃO 
Etapa 1: 
A combustão completa do etanol é representada pela equação: 
 
C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g) 
 
 
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Relação direta 
Impossivel
Massa de Etanol
(g) 1L = 789 g
Massa do Etanol
(Mol) 17,13 mol
Massa de CO2 ou H2O
(g) 4523,35 de CO2
2778,14 g de H2O
Massa de CO2 ou H2O
(Mol) 51,39 mol CO2 
102,78 mol de H2O
1 mol de Et
46,07de Et
x
 32,00 de O2
1 mol de O2
x 18,02 g de H2O
1 mol de H2O
x
3 mol de H2O
1 mol de Etanol
x
2 mol de CO2
1 mol de Etanol
x
 
Etapa 2: 
Determinar a massa em gramas de etanol que correspondente a 1 L de etanol. 
 
 
 
 
Massa de etanol = 789 g 
Transformando o valor dessa massa em mol, temos 
 
 
 
 
Etapa 3: 
Calculamos o numero de mol de O2 necessários para queimar 17,13 mol de etanol. 
 
 
 
 
 
Etapa 4: 
Converter 51,39 mol de O2 em gramas. 
 
 
 
 
 
Calculo da massa de CO2: 
 
 
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Etapa 3: 
Calcular o numero de mol de CO2 produzido com a queima de 17,13 mol de etanol. 
 
 
 
 
Etapa 4: 
Converta 34,26 mol de CO2 em gramas. 
 
 
 
 
Calculo da massa de H2O:Etapa 3: 
Calcular o numero de mol de H2O produzido com a queima de 17,13 mol de etanol. 
 
 
 
 
Etapa 4: 
Converta em gramas 51,39 mol de H2O. 
 
 
 
 
 
PROBLEMA PROPOSTO 
O ferro metálico reage com o oxigênio para formar o oxido de ferro(III), Fe2O3. 
a) Escreva a equação balanceada para essa reação. 
b) Se um prego de ferro comum (considere que seja de ferro puro) tem uma massa de 
2,68 g, qual é a massa (em gramas) de Fe2O3 produzida se o prego for totalmente 
convertido em oxido? 
c) Que massa de O2 (em gramas) é necessária para a reação? 
 
RESOLUÇÃO: 
a) 
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s) 
 
b) Calculo da massa de Fe2O3 produzido, conforme o esquema: 
 
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2,86 g de Fe
Nº de Mol
de Fe
Nº de Mol
de Fe2O3
massa de Fe2O3
(g)
2 mol Fe2O3
4 mol Fe
x
Massa Molar
Fe2O3
Massa Molar
Fe
 
Calculo do numero de mol de Fe que corresponde a 2,86 g. 
 
 
 
 
 
 
Calculo do numero de mol de Fe2O3 produzido, a partir de 0,04798 mol de Fe. 
 
 
 
 
 
Calculo da massa de Fe2O3 contida em 0,02399 mol 
 
 
 
 
 
 
 
 
c) Calculo da massa de O2 necessária para reagir com 2,86 g de ferro ou, 0,04798 mol, 
conforme o esquema: 
 
 
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2,86 g de Fe
Nº de Mol
de Fe
Nº de Mol
de O2
Massa Molar
O2
Massa Molar
Fe
3 mol O2
4 mol Fe
x
massa de O2
(g)
 
Calculo do numero de mol de O2. 
 
 
 
 
 
Calculo da massa de O2. 
 
 
 
 
 
REAGENTES LIMITANTES 
 
Pt
NH3
NH3
Cl
Cl
 
A cisplatina, Pt[(NH3)2Cl2], é um composto utilizado para tratar determinados tipos de câncer. 
Vamos considerar que a obtenção da cisplatina ocorre segundo a equação: 
 
(NH3)2PtCl4(s) + 2 NH3(aq) Pt(NH3)2Cl2(s) + 2 NH4Cl(aq)
cisplatina 
Como 1,00 g de (NH3)2PtCl4 custa R$ 194,90 (cerca de U$100,00), e o preço da amônia é bem 
mais barato, utilizamos uma quantia maior de NH3 do que é necessário, pela equação 
balanceada, para que no final da reação, todo (NH3)2PtCl4 tenha se convertido em cisplatina, 
embora NH3 permaneça em excesso sem reagir. O composto (NH3)2PtCl4 neste exemplo é 
denominado reagente limitante, e a sua quantidade determina, ou limita, a quantia da 
cisplatina formada. 
 
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A amônia, NH3, em quantidade superior a estabelecida pela equação balanceada é o reagente 
em excesso. 
Em uma reação química todos os cálculos estequiométricos devem ser realizados com base no 
reagente limitante. 
Considere que para a reação 
a A + b B → Produtos 
O procedimento é o seguinte: 
 Considere A e B reagentes e a e b seus respectivos coeficientes. 
 Calcular a quantidade de mol de cada reagente, nA e nB. 
 Calcular o quociente molar nA e nB. 
 Compará-lo com o quociente estequiométrico S(A/B) e então se: 
 
)( BAS
n
n
B
A 
 
A reagente limitante. 
B reagente em excesso. 
)( BAS
n
n
B
A 
 
Os reagentes cumprem a estequiometria 
da reação e nenhum deles é limitante. 
)( BAS
n
n
B
A 
 
B reagente limitante. 
A reagente em excesso. 
 
Aplicando estas considerações a reação: 
Fe2O3(s) + 2 Al(s) → 2 Fe(s) + Al2O3(s) 
Considere que se utiliza uma mistura de 100,00 g de cada um dos reagentes. 
 Qual é o reagente limitante? 
 Que massa de ferro pode ser produzida? 
 Quanto do reagente em excesso irá sobrar quando a reação estiver completa? 
 
RESOLUÇÃO 
Calculo do numero de mol correspondente a 100,00 g de cada reagente. 
 
 
 
 
 
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o Calculo do quociente molar obtido: 
 
 
 
 
 
 
 
o Calculo do quociente estequiométrico: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como: 
 
 
 
 
 
 
 
O Fe2O3 é o reagente limitante. 
 
Calculo da massa de ferro que pode ser produzida 
 
o Calculo do numero de mol de ferro que pode ser obtido a partir de 0, 626 mol de 
Fe2O3. 
 
 
 
 
 
o Calculo da massa correspondente a 1,252 mol de Fe. 
 
 
 
 
 
 
Calculo do excesso de alumínio a partir de 0,626 mol de Fe2O3. 
 
 
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o Calculo do numero de mol de alumínio. 
 
 
 
 
 
 
o Calculo do excesso do numero de mol de alumínio 
 
n(excesso) = 3,706 – 1,252 = 2,454 mol de Al 
 
o Calculo da massa em excesso de alumínio 
 
 
 
 
 
 
 Fe2O3(s) + 2 Al(s) → 2 Fe(s) + Al2O3(s) 
Quantia 
Inicial (mol) 
0,626 3,706 0 0 
Variação na 
quantia (mol) 
- 0,626 2(-0,626) 2(0,626) 0,626 
No final da 
reação (mol) 
0 2,454 1,252 0,626 
No final da 
reação (g) 
0 66,21 69,92 63,83 
 
PROBLEMA PROPOSTO 
A amônia gasosa pode ser obtida através da reação de um oxido metálico, como oxido de 
cálcio, com cloreto de amônio. Se 112 g de CaO e 224 g de NH4Cl são misturados: 
a. Escreva a equação balanceada para esta reação. 
b. Qual reagente está em excesso? 
c. Calcule a quantidade de amônia produzida quando todo o reagente limitante for 
consumido. 
d. Calcule a quantidade, em gramas, de reagente em excesso quando a reação estiver 
completada. 
 
 
 
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RESOLUÇÃO 
a. Equação balanceada: 
 
CaO(s) + 2 NH4Cl(s) → 2 NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s) 
 
b. Calculo do numero de mol: 
o Óxido de cálcio: 
 
 
 
 
 
 
o Cloreto de amônio: 
 
 
 
 
 
 
o Calculo do quociente molar 
 
 
 
 
 
 
 
 
o Calculo do quociente estequiométrico 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como 
 
 
 
 
 
 o reagente limitante é o CaO. 
 
c. Calculo do numero de mol da amônia produzida a partir de 1,997 mol de Cao. 
 
 
 
 
 
 
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o Calculo da massa de NH3 
 
 
 
 
 
 
d. Calculo da massa do reagente em excesso a partir de 1,997 mol de Cao. 
 
o Calculo do numero de mol do NH4Cl em excesso 
 
 
 
 
 
n(excesso) = 4,188 – 3,994 = 0,194 mol de NH4Cl 
 
o Calculo da massa de NH4Cl 
 
 
 
 
 
 
 CaO(s) + 2 NH4Cl(s) → 2 NH3(g) + H2O + CaCl2(s) 
Quantia Inicial 
(mol) 
1,997 4,188 0 0 
Variação na 
quantia (mol) 
- 1,997 2(-1,997) 2(1,997) 
No final da 
reação (mol) 
0 0,194 3,994 
No final da 
reação (g) 
0 10,38 68,02 
 
 
RENDIMENTO DA REAÇÃO 
Normalmente, em laboratórios e indústrias, a quantidade de produtos formados é menor do 
que as previstas teoricamente pela estequiometria, devido: 
 
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 Presença de impurezas nos reagentes; 
 Existência de reações reversíveis, os produtos reagem entre si produzindo os 
reagentes originais; 
 Ocorrência de reações paralelas originando produtos diferentes dos desejados. 
 
No transcorrer de uma reação química, o rendimento teórico é obtido quando todo reagente 
limitante é consumido e transforma-se na quantidade máxima de produto obtido. O 
rendimento real corresponde à quantidade de produto que realmente se forma. O rendimento 
real é sempre menor do que o rendimento teórico devido: 
 Nem todo reagente se transforma no produto desejado; 
 Parte do reagente pode se transformar em outra substancia que não aquela esperada 
(reações secundarias); 
 Nem sempre é possível separar da mistura reacional todo o produto formado. 
 
O rendimento percentual de uma reação relaciona o rendimento real com o rendimento 
teórico (calculado) e, pode ser obtido através da equação: 
 
 
 
 
 
 
CASO 1. 
Para a fabricação de sabão utilizamos a equação balanceada: 
(C17H35COO)3C3H5(S) + 3 NaOH(aq) 3 C17H35COONa(S) + C3H5(OH)3(l)
Estearato de Sódio
Sabão
Estearina
 
Considere que amostras de 100,00 g de cada reagente foram colocadas para reagir e 
obtivemos 65,96 g de sabão. 
Para calcularmos o rendimento percentual dessa reação fazemos o seguinte procedimento: 
 
 Determinamos qual das duas amostras é o reagente limitante. 
 
 
 
 
 
 
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 Calculando o quociente molar, temos 
 
 
 
 
 
 
 
 Calculo do quociente estequiométrico: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como, 
 
 
 
 
 
 
 
A estearina é o reagente limitante. 
 
A seguir, calculamos a quantidade de mol de estearato de sódio que pode ser obtido a partir 
de 0,1126 mol de estearina. 
 
 
 
 
 
 
que corresponde a: 
 
 
 
 
 
Calculamos o rendimento percentual dessa reação: 
 
 
 
 
 
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De acordo com os cálculos químicos, 100,00 g de estearina 
produziriam 95,60 g de sabão, mas nesse experimento, só 
foram obtidos 65,96 g. Por que será? 
 
EXERCÍCIO 
A carie é um processo de desmineralização localizada no esmalte do dente e, em geral, 
também na dentina, que culmina com a formação da cavidade. O fluoreto de sódio libera íons 
fluoretos, que atuam na prevenção da carie dentaria, porque têm a propriedade de substituir 
os grupos hidróxidos do principal constituinte do esmalte dos dentes, a hidroxiapatita 
[Ca5OH(PO4)3], formando a fluorapatita [Ca5F(PO4)3], que é resistente ao ataque de ácidos e 
bactérias, conforme a equação balanceada: 
 
Ca5OH(PO4)3(s) + NaF(aq) Ca5F(PO4)3(s) + NaOH(aq) 
Considere que, a partir de 84,00 g de fluoreto de sódio, foram obtidos 252,0 g de fluoapatita. 
Calcule o rendimento desse processo. 
RESOLUÇÃO 
Calculo do rendimento teórico com base em 84,00 g de NaF. 
 
 Calculo do numero de mol correspondente a 84,00 g de NaF 
 
 
 
 
 
 
Calculo do numero de mol do [Ca5F(PO4)3] 
 
A partir da equação balanceada do processo, vemos que: 
 
n(NaF) = n[Ca5F(PO4)3] = 2,000 mol 
 
 
 
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 Calculo da massa de Ca5F(PO4)3Calculo do Rendimento percentual do processo 
 
 
 
 
 
EXERCICIO 2 
A reação de decomposição do carbonato de cálcio (90% de pureza) para formar CaO e CO2 foi 
realizada com rendimento de 95%. Qual a massa de CaO obtida pela decomposição de 5 g do 
mesmo CaCO3 ? 
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
RESOLUÇÃO 
A pureza do carbonato de cálcio é de 90%, significando que dos 5 g adicionados, 4,5 g 
realmente são de CaCO3 e 0,5 é impureza. 
O rendimento da reação é de 95%, significando que dos 4,5 g de CaCO3, apenas 4,275 g 
reagirão. 
Calculo do numero de mol correspondente a 4,275 g de CaCO3 
 
 
 
 
 
Determinação do numero de mol de CaO. 
Através da equação balanceada temos: 
 
n(CaCO3) = n(CaO) = 0,04237 mol 
 
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Calculo da massa de cal. 
 
 
 
 
PROBLEMA PROPOSTO 
O composto azul intenso Cu(NH3)4SO4 é produzido através da reação do sulfato de cobre(II) 
com amônia. 
CuSO4(aq) + 4 NH3(aq) → Cu(NH3)4SO4(aq) 
a. Partindo de 10,0 g de CuSO4 e amônia em excesso, qual é o rendimento teórico de 
Cu(NH3)4SO4? 
b. Considere que nesse processo se obteve 12,6 g de Cu(NH3)4SO4, qual será o 
rendimento percentual? 
 
RESOLUÇÃO 
a. CuSO4 é o reagente limitante. 
Calculo do numero de mol contido em 10,0 g de sulfato de cobre. 
 
 
 
 
 
Calculo do numero de mol de Cu(NH3)4SO4 
n(CuSO4) = n[Cu(NH3)4SO4] = 0,06265 mol 
Calculo do rendimento teórico (massa) de Cu(NH3)4SO4 
 
 
 
 
 
 
b. Calculo do rendimento percentual.